Zmanjšanje oksidacije ali „redoks“ reakcije predstavljajo eno od glavnih reakcijskih klasifikacij v kemiji. Reakcije nujno vključujejo prenos elektronov iz ene vrste v drugo. Kemiki izgubo elektronov navajajo kot oksidacijo in na pridobivanje elektronov kot redukcijo. Uravnavanje kemijske enačbe se nanaša na postopek prilagajanja števila vsakega reaktanta in produkta tako, da spojine na levi in desni strani reakcijske puščice - reaktanti oziroma produkti - vsebujejo enako število vsake vrste atoma . Ta postopek je posledica prvega zakona termodinamike, ki pravi, da materije ni mogoče ustvariti niti uničiti. Redox reakcije ta proces vodijo še korak dlje, s tem da uravnovesijo število elektronov na vsaki strani puščice, ker imajo elektroni, tako kot atomi, maso in jih zato ureja prvi zakon termodinamike.
Na papir zapišite neuravnoteženo kemijsko enačbo in s preučevanjem nabojev v atomih določite vrste, ki se oksidirajo in zmanjšajo. Na primer, upoštevajte neuravnoteženo reakcijo permanganatnega iona, MnO4 (-), kjer (-) predstavlja naboj na negativnem ionu, in oksalatni ion C2O4 (2-) v prisotnosti kisline, H (+) : MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. Kisik skoraj vedno prevzame naboj negativnih dveh v spojinah. Tako mora MnO4 (-), če ima vsak kisik dva naboja negativnega, celotni naboj pa negativni, mora mangan pokazati sedem naboja. Ogljik v C2O4 (2) podobno kaže naboj tri pozitivne. Na strani izdelka ima mangan naboj dva pozitivna, ogljik pa pozitiven štiri. Tako se pri tej reakciji mangan zmanjša, ker se njegov naboj zmanjša, ogljik pa oksidira, ker se njegov naboj poveča.
Napišite ločene reakcije - imenovane polovične reakcije - za procese oksidacije in redukcije in vključite elektrone. Mn (+7) v MnO4 (-) postane Mn (+2), tako da prevzame pet dodatnih elektronov (7 - 2 = 5). Kakorkoli kisik v MnO4 (-) mora postati stranski produkt H2O in voda ne more tvoriti z vodikovimi atomi, H (+). Zato je treba na levo stran enačbe dodati protone, H (+). Uravnotežena polovična reakcija zdaj postane MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, kjer e predstavlja elektron. Polovična reakcija oksidacije podobno postane C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.
Uravnajte celotno reakcijo tako, da zagotovite, da je število elektronov v polovičnih reakcijah oksidacije in redukcije enako. Če nadaljujemo s prejšnjim primerom, pri oksidaciji oksalatnega iona C2O4 (2-) sodeluje le dva elektrona, medtem ko je zmanjšanje mangana pet. Posledično je treba celotno reakcijo manganove polovice pomnožiti z dvema in celotno reakcijo oksalata pomnožiti s pet. Tako bo število elektronov v vsaki polovici reakcije na 10. Dve polovici reakcije postaneta 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O in 5 C2O4 (2 -) - 10 e → 10 CO2.
Dobite uravnoteženo skupno enačbo tako, da seštejete dve uravnoteženi polovici reakcij. Upoštevajte, da manganova reakcija vključuje pridobivanje 10 elektronov, medtem ko reakcija oksalata vključuje izgubo 10 elektronov. Elektroni torej prekličejo. V praksi to pomeni, da pet oksalatnih ionov prenaša skupno 10 elektronov na dva permanganatna iona. Če seštejemo, skupna uravnotežena enačba postane 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, kar predstavlja uravnoteženo redoks enačbo.